Acidi e Basi: Teoria, pH e Indicatori - PDF

ACIDI E BASI Nel tempo si sono succeduti tre modelli, non escludenti (tutt’ora validi), principali per quanto riguarda la definizione di acidi e di basi: Modello di Arrhenius: si basava sulla classificazione di acidi e basi a seguito della produzione di ioni idrogeno (H+) e di ioni idro...

ACIDI E BASI Nel tempo si sono succeduti tre modelli, non escludenti (tutt’ora validi), principali per quanto riguarda la definizione di acidi e di basi: Modello di Arrhenius: si basava sulla classificazione di acidi e basi a seguito della produzione di ioni idrogeno (H+) e di ioni idrossido (OH-) in acqua; Modello di Bronsted-Lowry: basato sulla cessione o acquisto di uno ione idrogeno H+; Modello di Lewis: basato sulla cessione o acquisto di una coppia di elettroni. MODELLO DI ARRHENIUS: Un acido è una sostanza che quando è sciolta in acqua dà ioni idrogeno H+ ed il corrispondente ione negativo: HCl H+ + Cl- Una base è una sostanza che quando è sciolta in acqua dà ioni idrossido (o ossidrile) OH- ed il corrispondente ione positivo: NaOH Na+ + OH- Questa teoria spiega perché gli acidi (o le basi) hanno proprietà simili (la loro caratteristica principale è quella di dare ioni H+, la basi OH- in acqua) e perché acidi e basi si neutralizzano a vicenda: HCl + NaOH NaCl + H2O Acido + base sale + H2O ovvero: H + OH + - H2O Tuttavia presenta due limiti: Può essere applicata solo a reazioni acquose dato che classifica le sostanze in base al loro comportamento in acqua; Solo composti che contengono OH- sono classificati come basi. Ma perché composti come NH3 hanno comportamento basico pur non possedendo gruppi OH- nella propria struttura? A questo punto interviene il modello di Bronsted-Lowry. MODELLO DI BRONSTED-LOWRY: Sostanze che sono in grado di donare ioni H+ ad altri ioni o molecole sono acidi. Sostanze che sono in grado di accettare ioni H+ da altri ioni o molecole sono basi. Secondo questo modello un acido non si dissocia in acqua, ma trasferisce H+ ad un’altra molecola, in particolare all’H2O. HCl + H2O uno ione H+ se ne va dall’acido cloridrico (HCl) e va a legarsi con la molecola di H2O si viene così a formare H3O + Cl- Secondo questo modello un acido non produce in soluzione ioni H+ (improbabile possano esistere in soluzione), ma ioni idronio H3O+, che può essere poi idratato. Quindi, gli acidi donano all’H2O un H+ per formare uno ione H3O+: HCl + H2O Cl- + H3O+ Le basi accettano dall’H2O uno ione H+ per formare uno ione OH-: NH3 + H2O NH4+ + OH- Questo spiega perché NH3 ha un comportamento basico. Secondo questa teoria, H2O è una molecola in grado sia di accettare che di cedere ioni H+ (anfiprotica): H2O + H+ OH- H3O+ + OH- La dissociazione dell’acqua vede quindi il trasferimento di un H+ da una molecola di H2O ad un’altra. L’acqua si comporta da debole acido o da debole base formando una piccola quantità di ioni H3O+ e OH- Come tutte le reazioni di equilibrio, anche la dissociazione dell’acqua è regolata da una costante di equilibrio che, in questo caso, assume una forma un po’ particolare: 2 H2O H3O+ + OH- Prodotto ionico dell’acqua, Kw = [H3O+] [OH-] = 1,0 x 10-14 [H3O+] = Kw / [OH-] [OH-] = Kw / [H3O+] Se aggiungiamo un acido all’acqua [H3O+] aumenta, [OH-] diminuisce perché l’equilibrio retrocede, ma il prodotto delle concentrazioni di H3O+ e OH- è costante. La grandezza fondamentale che permette di esprimere l’acidità o la basicità di una soluzione è il pH. La scala del pH ci permetterà infatti di andare a confrontare due soluzioni per stabilire chi è più acida e chi più basica. pH = -log (in base 10) [H3O+] pOH = -log (in base 10) [OH-] in H2O puro a 25°C: [H3O+] [OH-] = 1,0 x 10-7 M pH = -log [H3O+] = -log (1,0 x 10-7) = 7,00 pOH = -log [OH-] = -log (1,0 x 10-7) = 7,00 [H3O+] [OH-] = 1,0 x 10-14 log ([H3O+] [OH-]) = log 1,0 x 10-14 log [H3O+] + log [OH-] = log 1,0 x 1014 -log [H3O+] -log [OH-] = -log 1,0 x 10-14 pH + pOH = 14 Avrò quindi 3 famiglie di soluzioni: soluzione neutra: Soluzione acida: Soluzione basica: [H3O ] = [OH ] + - [H3O ] > [OH ] + - [H3O+] < [OH-] [H3O ] = 1,0 x 10 + -7 [H3O ] > 1,0 x 10 + -7 [H3O+] < 1,0 x 10-7 pH = 7, pOH = 7 pH < 7, pOH > 7 pH > 7, pOH < 7 Il pH all’interno del corpo: saliva pH 5,8-7,1; sangue pH 7,4; stomaco pH 1,6-1,8; pancreas pH 7,5-8,8; intestino crasso pH 5,0-7,0; intestino tenue pH 8,5; urina pH 4,6-8,0. Il pH del terreno influisce anche sulla colorazione dei fiori (ortensie): blu se pH del terreno tra 5 e 5,5; viola se pH del terreno tra 5,5 e 6,5; rosa se pH del terreno tra 6,5 e 7. Gli ossidi di zolfo e di azoto prodotti dalle attività umane o naturali reagiscono con H2O generando acidi che “piovono” sulla terra = pioggia acida (pH < 5). 2 MODELLO DI LEWIS: Secondo Lewis le reazioni acido-base coinvolgono la formazione di un legame covalente dativo da una specie avente un doppietto elettronico disponibile (base di Lewis) ed una specie avente un orbitale vuoto disponibile per formare il legame (acido di Lewis): B: + A B–A base di Lewis acido di Lewis addotto acido-base orbitale pieno orbitale vuoto Un acido (o una base) secondo Bronsted-Lowry è anche un acido (o una base) secondo Lewis: H+ + :OH2 H3O+ H+ è acido di Lewis perché accetta una coppia di elettroni, mentre H2O è una base di Lewis perchè dona una coppia di elettroni. PRINCIPALI ACIDI E BASI: Idruri (composti binari contenenti idrogeno) Idruri non metallici: idrogeno (con numero di ossidazione +1) legato ad un non metallo. Sono sorgenti di ioni idrogeno ed acqua. Comportamento acido. HCl + H2O H3O+ + Cl- Idruri metallici: idrogeno (con numero di ossidazione -1) legato ad un metallo. Sono sorgenti di ioni idruro in acqua. Comportamento basico. NaH + H2O Na+ + H- H- + H2O H2 + OH- Ossidi (composti binari contenenti ossigeno) Ossidi non metallici: reagiscono con l’acqua per dare acidi. CO2 + H2O H2CO3 SO3 + H2O H2SO4 Ossidi metallici: reagiscono con l’acqua per dare idrossidi, infatti contengono ioni O2-: CaO Ca2+ + O2- O2- + H2O OH- + OH- 2 OH- CaO + H2O Ca(OH)2 Ossidi semimetallici: anfoteri, possono comportarsi sia da acido che da base. Ossidi non metallici + H2O ossiacidi, che si comportano da acidi HClO + H2O ClO + H3O - + Ossidi metallici + H2O idrossidi, che si comportano da basi NaOH + H2O Na + OH + - Ciò che definisce i due comportamenti è la differenza di elettronegatività esistente tra gli atomi che compongono la molecola. Il legame si rompe laddove c’è massima differenza di elettronegatività. In NaOH, la massima differenza di elettronegatività è tra Na e O, mentre in HClO è tra O e H. Acidi Basi Idruri non metallici (acido nel nome) Idruri metallici (idruro nel nome) HF, HCl, HI, HCN, HSCN, H2S LiH, NaH, KH, MgH2, CaH2 Ossidi non metallici (ossido nel nome) Ossidi metallici (ossido nel nome) CO2, SO2, SO3, NO2 Li2O4, Na2O, K2O, MgO, CaO Ossiacidi (acido nel nome) Idrossidi metallici (idrossidi nel nome) HClO, HNO3, H2SO4, H3PO4 LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 3 REAZIONE TRA ACIDI E BASI (NAUTRALIZZAZIONE): Una particolare famiglia è quella dell’ammoniaca, la quale, in virtù del doppietto libero sull’azoto, si comporterà sempre come una base ottenendo i suoi derivati che prendono il nome di ammine, le quali vengono prodotte dalla degradazione degli aminoacidi (arginina e lisina): Se al posto dell’idrogeno viene messo CH3 (carbonio con tre idrogeni attaccati) che prende il nome di metile (da metano con estrazione di un idrogeno): metilammina, che in H2O si comporta come l’ammoniaca; Se al posto di due atomi di idrogeno vengono messi due gruppi metilici, la molecola risultante è la dimetilammina, che si comporta come l’ammoniaca; Se al posto di un idrogeno viene messo un gruppo OH si ottiene l’idrossilammina, che si comporta come l’ammoniaca. L’odore che si associa al pesce (specie se non fresco) è dovuto alla presenza di ammine volatili. Se si aggiunge limone ai piatti di pesce, l’acido citrico contenuto nel succo neutralizza le ammine (basiche); si formano Sali R-NH3+, dove la presenza della carica positiva fa sì che il prodotto non sia volatile. Anche il nostro organismo produce ammina, la quale viene però sintetizzata; tuttavia è stata scoperta una patologia che non permette il metabolismo dell’ammina: la trimetilaminuria è una malattia metabolica che provoca l’incapacità di degradare la trimetilammina presente nella dieta, determinandone l’accumulo nell’organismo ed il rilascio attraverso la sudorazione, l’urina e il respiro, dando al soggetto affetto dal disturbo un odore di pesce. Molti farmaci (efedrine, torazina, polaramin, oppiacei, anfetamine, ecc..) contengono come principio attivo un’ammina. Per renderla meno volatile, più stabile e più solubile in acqua, la si trasforma in cloridrato (R-NH3+Cl-). Molti liquidi comunemente usati in casa sono acidi, comprese le bibite gassate, l’aceto e i succhi di frutta; molti materiali per la pulizia sono invece basici. Nello stomaco è presente HCl 0,03 M (pH = 1,5) allo scopo di iniziare la digestione del cibo ed attivare gli enzimi digestivi. Se viene prodotto troppo HCl questo provoca dolori ed infiammazione della mucosa gastrica (in casi estreme ulcere); l’uso di antiacidi (basi) neutralizza parzialmente l’acido. Si può usare ad esempio l’idrossido di magnesio: HCl + Mg(OH)2 MgCl2 + H2O 4 FORZA DI ACIDI E BASI: acido (base) forte: trasferisce (accetta) facilmente H+ acido (base) debole: trasferisce (accetta) difficilmente H+ la forza degli acidi e delle basi è descritta dalla loro costante di dissociazione. Costante di dissociazione acida, Ka: HA + H2O A- + H3O+ Ka = [H3O+] [A-] / [HA] Costante di dissociazione basica Kb: B + H2O HB+ + OH- Kb = [HB+] [OH-] / [B] Per comodità al posto delle K si usano talvolta: pKa = -log Ka pKb = -log Kb Acido o base debole Ka/b piccola (+grande = +forte) pKa/b alta (+bassa = +forte) + forti Acido Formula molecolare Ka pKa Cloridrico HCl 2 x 106 -6,3 Nitroso HNO2 4,5 x 10-4 3,35 Fluoridrico HF 3,5 x 10-4 3,46 Acetilsalicilico C9H8O4 3,0 x 10-4 3,52 (aspirina) Formico HCO2H 1,8 x 10-4 3,74 Ascorbico C6H8O6 8,0 x 10-5 4,10 (vitamina C) Benzoico C6H5CO2H 6,5 x 10-5 4,19 Acetico CH3CO2H 1,8 x 10-5 4,74 Ipocloroso HClO 3,5 x 10-8 7,46 Cianidrico HCN 4,9 x 10-10 9,31 + deboli Metanolo CH3OH 2,9 x 10-16 15,54 Acidi/basi forti: ionizzati al 100% in H2O, forti elettroliti, HCl, HNO3, H2SO4, HBr, HI, HClO4, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2; Acidi/basi deboli: non si ionizzano al 100%, deboli elettroliti, CH3COOH, HF, H3PO4, H2CO3, HCN, NH3, ammine. Non è facile prevedere il valore di Ka e Kb di una sostanza perché dipende da molti fattori. Idruri binari (HnA): all’aumentare dell’elettronegatività, aumenta la forza dell’acido: forza dell’acido Ka = 0 Ka = 1x10-34 Ka = 10-14 Ka = 10-4 CH4 NH3 H2O HF 2,5 3,0 3,5 4,0 elettronegatività Quindi, all’interno di un periodo la forza dell’acido dipende dalla forza del legame idrogeno tra la A- e H2O (più elettronegativo è A, più forte è il legame a idrogeno, più forte è l’acido). 5 E all’interno di un gruppo? KF HCl HBr HI Ka = 10-4 106 1010 1010 L’andamento è completamente invertito (l’acido contenente l’elemento più elettronegativo è il più debole). In questo caso, infatti, la forza dell’acido dipende dalla forza del legame H-A (scendendo nel gruppo aumentano le dimensiono atomiche e quindi diminuisce la sovrapposizione degli orbitali e la forza di legame). Ossiacidi (HmYOn): all’aumentare dell’elettronegatività dell’atomo Y, aumenta la polarizzazione del legame O-H e quindi la forza dell’acido. forza dell’acido 2,3x10-11 2,0x10-9 3,5x10-8 H-O-I H-O-Br H-O-Cl 2,5 2,8 3,0 elettronegatività L’aumento della polarizzazione del legame O-H dipende anche dall’alto numero di atomi elettronegativi legati e dall’alto numero di ossigeni legati. Acidi poliprotici (HnA): sono acidi che producono più idrogeni; la forza degli acidi poliprotici diminuisce man mano che vengono ceduti protoni. H2A + H2O HA- + H3O+ Ka1 = [H3O+] [HA-] / [H2A] HA- + H2O A2- + H3O+ Ka2 = [H3O+] [A2-] / [HA-] Ka1 > Ka2 > Ka3 …. Acido poliprotico pKa1 pKa2 pKa3 Acido solforoso, H2SO3 1,81 6,91 - Acido solforico, H2SO4 Forte 1,92 - Acido fosforoso, H3PO3 2,00 6,59 - Acido fosforico, H3PO4 2,12 7,21 12,68 LA MISURA DEL pH: INDICATORI Gli indicatori sono sostanze che, oltre ad essere acidi deboli o basi deboli, hanno la proprietà di avere la forma dissociata di un colore diverso dalla forma indissociata. HInd (indicatore) Ind- (indicatore) + H3O+ colore “acido” colore “basico” il colore di una soluzione dipenderà dal suo pH in quanto lo ione H3O+ condizionerà l’equilibrio di dissociazione dell’indicatore e quindi il rapporto tra le concentrazioni delle due forme colorate, da cui dipende il colore della soluzione: se viene aggiunto un acido, la quantità di Ind- scende, mentre la quantità di HInd sale, e quindi la colorazione della soluzione diventerà sempre più vicina al colore “acido”; viceversa, se viene aggiunta una base, la quantità di HInd scenderà, mentre salirà la quantità di Ind-, aumentando la colorazione della forma “basica”. [𝐼𝑛𝑑 − ][𝐻3𝑂 +] Kind = [𝐻𝑖𝑛𝑑] [𝐻𝐼𝑛𝑑] [H3O+] = Kind x 𝐼𝑛𝑑 − 6 La variazione di colore non avviene bruscamente, ma gradualmente al variare del pH. Se in soluzione sono presenti due specie colorate, l’occhio umano percepisce il colore di quella specie la cui concentrazione è almeno 10 volte superiore a quella dell’altra. [𝐻𝐼𝑛𝑑] [𝐻𝐼𝑛𝑑] [𝐼𝑛𝑑 − ] = 10 [H3O+] = Kind x [𝐼𝑛𝑑−] = Kind x 10 pH = pKind -1 prevale la forma acida colore “acido” [𝐻𝐼𝑛𝑑] 1 [𝐻𝐼𝑛𝑑] 1 = [H3O+] = Kind x = Kind x [𝐼𝑛𝑑 − ] 10 [𝐼𝑛𝑑 − ] 10 pH = pKind +1 prevale la forma basica colore “basico” Se voglio avere informazioni più precise sul valore del pH dovrò utilizzare indicatori diversi perché un indicatore offre un’informazione parziale. Esempio di utilizzo di tre diversi indicatori: 7 MISURA DEL pH: CARTINE INDICATRICI Le cartine indicatrici sono strisce di carta imbevute di miscele di indicatori. Si immergono poi nelle soluzioni da misurare o se ne deposita qualche goccia su di esse. Infine, si confronta la colorazione assunta con una scala di riferimento. Le cartine indicatrici sono più pratiche dell’utilizzo dei singoli indicatori e in grado di coprire intervalli di misura più ampi. MISURA DEL pH: PIACCAMETRO O pHMETRO Un tipico piaccametro consiste di una sonda (elettrodo a vetro) collegata ad un dispositivo elettronico che raccoglie il segnale della sonda, calcola il valore di pH corrispondente e lo rappresenta su un display. La differenza di concentrazione degli ioni H3O+ dentro e fuori la sonda genera una differenza di potenziale misurata dallo strumento. ACIDI E BASI CONIUGATE: Le reazioni non redox possono essere assimilate a reazioni di tipo acido-base. HA + H2O A- + H3O+ Acido base base acido Acidi e basi esistono quindi come coppie coniugate: HA + H2O A- + H3O+ Acido 1 base 2 base 1 acido 2 A- è la base coniugata dell’acido HA (coppia 1) /H3O+ è l’acido coniugato della base H2O (coppia 2) Qualsiasi reazione acido-base, quindi, prevede che si vengano a formare due coppie coniugate, invertite l’una rispetto all’altra: se ho un acido a sinistra, questo dovrà reagire con una base, e viceversa. Acidi forti hanno basi coniugate deboli: HCl + H2O Cl- + H3O+ Acido forte base debole Ottimo donatore di H + pessimo accettore di H+ Acidi deboli hanno basi coniugate forti: CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ Acido debole base forte Pessimo donatore di H + ottimo accettore di H+ Esiste un’importante relazione fra la forza di un acido e di una base facenti parte di una coppia acido-base: se la Ka dell’acido è piccola (acido debole), allora la Kb della base coniugata sarà grande (base forte), e, al contrario, se Ka dell’acido è grande (quindi acido forte) la Kb della base coniugata sarà piccola (base debole). In poche parole, se aumenta una, diminuisce l’altra. HCl + H2O Cl- + H3O+ Ka = [H3O+] [Cl-] / [HCl] ≅ 106 Cl- + H2O HCl + OH- 𝐾𝑤 1,0 𝑥 10−14 Kb = [HCl] [OH-] / [Cl-] = [HCl] [OH-] [H3O+] / [Cl-] [H3O+] = = ≅ 10-20 𝐾𝑎 106 Kw (prodotto ionico dell’acqua) = Ka x Kb 8 9 IDROLISI: L’idrolisi è collegata al comportamento acido-base che si osserva a seguito della dissoluzione in acqua di un sale. Per prevedere il comportamento acido-base è necessario determinare se il catione, l’anione o entrambi gli ioni che derivano dal sale si comportano da acidi o da basi. NaCl Na+ + Cl- Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+ Na+ acido coniugato debole della base forte NaOH Siccome lo ione Na+ è debole, non vorrà reagire con l’acqua, e quindi questa reazione non avverrà (per questo motivo la X sulle frecce). In altre parole, lo ione Na+ NON reagisce con l’acqua per dare NaOH perché è un acido debole. Cl- + H2O HCl + OH- Cl- base coniugata debole dell’acido forte HCl Anche questa reazione non avviene in quanto il reagente Cl- è debole Quindi, lo ione Na+ e lo ione Cl- non reagiscono con l’acqua, rimanendo nella soluzione sotto forma di ioni. L’effetto finale è che non avviene nessun cambio di concentrazione degli ioni H3O+ e degli ioni OH- presenti in soluzione: non ne vengono generati di nuovi dopo la dissoluzione degli ioni Na+ e Cl-, quindi: [H3O+] = [OH-] pH = 7 NaHSO4 Na+ + HSO4- Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+ Na+ acido coniugato debole della base forte NaOH HSO4- + H2O SO42- + H3O+ HSO4 acido coniugato “forte” della base debole SO42- - Questa reazione può avvenire perché a sinistra tra i reagenti ho qualcosa di forte che può reagire con l’acqua. HSO4- + H2O H2SO4 + OH- HSO4- base coniugata debole dell’acido forte H2SO4 L’unica reazione possibile è quindi la seconda, che produce ioni H3O+, con il conseguente aumento della sua concentrazione, diventando più grande della concentrazione degli ioni OH-: soluzione acida. [H3O+] > [OH-] pH < 7 CH3COONa CH3COO- + Na+ Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+ Na+ acido coniugato debole della base forte NaOH CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- CH3COO- base coniugata “forte” dell’acido debole CH3COOH Questa reazione è possibile in quanto a sinistra tra i reagenti ho qualcosa di forte che può reagire con l’acqua. Questa reazione produce ioni OH-, aumentandone la concentrazione che diventa maggiore di quella degli ioni H3O+: soluzione basica [H3O+] < [OH-] pH > 7 10  𝐾𝑤 Kh = [CH3COOH][OH-]/[CH3COO-] = {[CH3COOH][OH-] [CH3COO-]} x [H3O+]/[H3O+] = = Kb 𝐾𝑎 Costante di idrolisi Kh = costante di dissociazione basica Kb NaHCO3 Na+ + HCO3- 𝐾𝑤 HCO3- + H2O H2CO3 + OH- Kh = = 2,32 x 10-8 𝐾𝑎1 HCO3- + H2O CO32- + H3O+ Ka2 = 5,6 x 10-11 Il pH dipenderà dai valori relativi delle due K: prevarrà l’equilibrio con K maggiore. In questo caso, lo ione idrogeno carbonato può funzionare sia da acido che da base, in quanto entrambe le reazioni possono avvenire. Se Ka2 < Kh prevale il primo equilibrio [H3O+] < [OH-] pH > 7 Se Ka2 > Kh prevale il secondo equilibrio [H3O+] > [OH-] pH < 7 Ione idrogenocarbonato, HCO3- : Ka2 < Kh pH > 7 SOLUZIONE TAMPONE: Una soluzione di un acido o base DEBOLE in presenza di un sale che contenga la sua base, o il suo acido, coniugata in quantità comparabili e, in assoluto, non piccole (le concentrazioni devono essere abbastanza grandi, cioè maggiori di Ka e Kb) prende il nome di soluzione tampone. Le soluzioni tampone hanno la proprietà di far variare poco il pH di una soluzione quando ad essa viene aggiunto un acido o una base, anche forti. CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ Se io aggiungo un acido alla soluzione, aumento la concentrazione degli ioni H3O+, aumentando quindi la concentrazione di un prodotto, ma il principio di Le Chatelier dice “se c’è un aumento di uno dei prodotti, l’equilibrio deve spostarsi verso sinistra”, quindi un po’ di ioni acetati reagiranno con un po’ di ioni H3O+ per formare acido acetico. L’effetto finale è che l’acido che io ho aggiunto viene tamponato (assorbito) dagli ioni acetati che sono presenti in soluzione. Di conseguenza, l’aggiunta di acido “sparisce” perché tamponata dagli ioni acetati. Il pH non è diminuito. Se, invece, aggiungo una base, gli ioni di idrossido di sodio andranno a reagire con gli ioni H3O+ (H3O+ + OH- = H2O). Il principio di Le Chatelier dice che “se io diminuisco la concentrazione di uno dei prodotti, l’equilibrio deve reagire in modo tale da ripristinare tali prodotti, e quindi l’equilibrio si sposta verso destra”: un po’ di acido acetico reagisce con l’acqua per dare maggiore acetato, ma soprattutto gli ioni H3O+. Alla fine di questa reazione, l’acido acetico ha ripristinato gli ioni H3O+ presenti in soluzione. L’effetto finale è che l’aggiunta di una base non ha aumentato il pH. il pH di una soluzione 0,1M di acetato di sodio è 8,9 il pH di una soluzione che è il pH di una soluzione contempoeraneamente 0,1M di acido acetico è 2,9 0,1M in acido acetico e valore di pH 0,1M in acetato di sodio intermedio è 4,7 tra le due soluzioni 11 Esiste un’equazione per calcolare la soluzione tampone, e parte dalla tabella delle concentrazioni: l’equazione di Henderson-Hasselbach. CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ Ka = [CH3COO-] [H3O+] / [CH3COOH] = (CBASE + x) (x) / (CACIDO – x) = (CBASE) (x) / (CACIDO) x = [H3O+] = Ka x CACIDO / CBASE pH = pKa + log CBASE/CACIDO Il pH di una soluzione tampone non varia al variare delle concentrazioni assolute dei componenti, ma solo al variare del rapporto tra le concentrazioni delle due componenti. Allora perché fare tamponi a concentrazioni diverse? un tampone più concentrato “tampona” più efficacemente; un tampone a più alta concentrazione è in grado di “tamponare” maggiore quantità di acidi e basi; l’efficacia tamponante è massima quando le concentrazioni dell’acido e della base coniugata sono uguali. Se CACIDO = CBASE, il pH del tampone sarà: pH = pKa + log CBASE/CACIDO = pKa Quindi, il pH di una soluzione tampone è “centrato” attorno al valore della pKa (o pKb per un tampone basico). Cambiando, però, CACIDO e CBASE possiamo “modulare” il valore finale. CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ pH = pKa + log CACETATO/CACIDO ACETICO = 4,745 + log CACETATO/CACIDO ACETICO CACETATO = CACIDO ACETICO CACETATO/CACIDO ACETICO = 1 pH = 4,745 CACETATO > CACIDO ACETICO CACETATO/CACIDO ACETICO > 1 pH > 4,745 CACETATO < CACIDO ACETICO CACETATO/CACIDO ACETICO < 1 pH < 4,745 Affinchè una soluzione tampone possa espletare realmente il suo potere, il rapporto tra le due concentrazioni è preferibile che non sia superiore a 10. Quindi: pH = pKa ± 1, quindi tra 4,745 +1 e 4,745 -1. Esempio di tampone basico (per NH3 Kb = 1,76 x 10-5): NH3 + H2O NH4+ + OH- pOH = pKb + log CAMMONIO/CAMMONIACA Se CAMMONIO = CAMMONIACA, pOH = 4,745 e pH = 9,255 Il principale tampone biologico è il sangue. Il suo pH deve essere il più possibile costante a circa 7,4 ± 0,4 altrimenti si possono manifestare il como acidosico (pH < 7,0) o la tetania alcalosica (pH > 7,8). Le oscillazioni del pH fisiologico dipendono dai normali processi metabolici e dall’alimentazioni (i carnivori hanno una dieta ricca di composti acidi e sono tendenti all’acidosi, mentre gli erbivori hanno tendenza all’alcalosi). I tre tamponi fisiologici più importanti sono: tampone fosfato, pHa2 H3PO4 = 7,198 H2PO4- + H2O HPO42- + H3O+ tampone carbonato, pKa1 H2CO3 = 6,370 H2CO3 + H2O HCO3- + H3O+ proteine/amminoacidi: forma acida, forma zwitterionica (pH neutro), forma basica. Ciò che permette agli amminoacidi di cambiare è il gruppo R. 12 A pH fisiologico la forma più abbondante è la zwitterionica: un’aggiunta di acido viene tamponata spostando gli equilibri verso la forma acida, mentre un’aggiunta di base viene tamponata spostando gli equilibri verso la forma base. Sotto sforzo fisico aumenta il metabolismo, quindi la CO2 prodotta nella respirazione cellulare. Questo porta ad una diminuzione del pH a valori inferiori a 7,4 (acidosi). H2O + CO2 H2CO3 + H2O HCO3- + H3O+ L’organismo reagisce in diversi modi: entra in azione il tampone fosfato e sottrae H3O+ i reni eliminano H3O+ nelle urine Questo non basta, anzi peggiorerebbe la situazione spostando gli equilibri verso destra, e quindi l’organismo agisce sull’equilibrio H2CO3/HCO3- i reni producono HCO3- e così l’equilibrio retrocede verso la formazione di H2CO3 si libera CO2 che viene eliminata attraverso i polmoni (aumento della respirazione) Al contrario, è la reazione dell’organismo all’aumento del pH: entra in azione il tampone fosfato che fornisce H3O+ i reni producono H3O+ la diminuzione della respirazione aumenta la CO2 nel sangue i reni rilasciano HCO3- nelle urine e così l’equilibrio avanza con formazione di H3O+ 13